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Cátedra: Química
Ingeniería
Universidad Nacional del Nordeste
Unidad 6
EL ENLACE QUÍMICO ó UNIÓN QUÍMICA
Con el término enlace o unión se designa al conjunto de interacciones que mantienen a
los átomos o a las moléculas unidas entre sí para dar lugar a estructuras más estables
que los átomos o moléculas de partida.
La causa de que se produzca el enlace va a ser la economía energética, es decir, la
búsqueda de estabilidad.
Los átomos tienden a adquirir la configuración electrónica del gas noble que tienen más
próximo, para lo cual juegan con los electrones de su capa de valencia.
En general los enlaces pueden agruparse en dos grandes grupos:
 Enlaces interatómicos o intramoleculares:
Son los que mantienen unidos entre sí a un conjunto de átomos para dar lugar a una
molécula u otra estructura superior al propio átomo aislado. Estos enlaces se subdividen
en tres categorías:
1. Enlace iónico: Entre metal y no metal
2. Enlace covalente: Entre no metal y no metal
3. Enlace metálico: Entre los átomos de un mismo metal
 Enlaces intermoleculares:
Son los que mantienen unidas entre sí las moléculas de una misma sustancia.
Estudiaremos los siguientes:
1. Fuerzas de Van der Waals
2. Puentes de hidrógeno
Los enlaces intermoleculares son más débiles que los intramoleculares o interatómicos.
ENLACES INTERATÓMICOS
ENLACE IÓNICO
De la configuración electrónica de los elementos puede deducirse su capacidad para
perder o ganar electrones.
Un metal alcalino puede transformarse fácilmente en ión positivo, es decir, adquirir la
configuración del gas noble mediante el aporte de una cierta cantidad de energía que
denominamos Potencial de ionización (PI)
En cambio, un halógeno tiene tendencia a captar electrones para adquirir la
configuración del gas noble transformándose en ión negativo y cediendo energía AE
(Afinidad electrónica).
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Por tanto, si dos elementos de electronegatividades muy diferentes se hallan uno en
presencia de otro, se producirá una cesión de electrones del elemento menos
electronegativo al más electronegativo, formándose los respectivos iones positivo y
negativo.
Na + PI→ Na+ + e(1s 2s 2p6 3s1) → (1s2 2s2 2p6)
2
2
Cesión de un electrón por el átomo de sodio
F + e- → F - + AE
(1s 2s 2p5 ) → (1s2 2s2 2p6)
2
2
Captación de un electrón por el átomo de flúor
Es fácil deducir que estos iones de signo contrario se unirán por fuerzas electrostáticas
de atracción. Así pues, el enlace iónico es el que se forma entre iones de distinto signo,
debido a dichas fuerzas electrostáticas.
Dentro de la molécula los iones mantienen su individualidad como iones separados.
Al número de electrones que un elemento toma o cede para transformarse en un ión se
denomina “valencia iónica” o “electrovalencia” de dicho elemento.
Redes iónicas: Aunque por razones prácticas hablemos de moléculas iónicas y las
escribamos esquemáticamente (por ej. NaCl, CsCl), en realidad los compuestos iónicos
no forman moléculas aisladas sino redes cristalinas en las que los iones se sitúan de
modo que se maximice la atracción electrostática entre ellos ya que dicha atracción es la
responsable de la sustentación del edificio cristalino. La molécula como tal sólo
aparecerá cuando la sal se encuentre en fase de vapor.
Para que se forme una red iónica deben cumplirse las siguientes condiciones:
o El número de cargas de un signo debe ser igual al de cargas de signo contrario,
para que el cristal resulte eléctricamente neutro.
o Los iones se ordenarán en el espacio de modo que se consiga el
empaquetamiento más compacto posible. El grado de empaquetamiento
dependerá del tamaño de los iones.
Estas condiciones determinarán la geometría de la estructura cristalina ya que la
disposición de los iones de distinto signo se hará de manera que se satisfagan dichas
condiciones.
El número de iones de un signo que rodean a iones de signo contrario se define como
índice de coordinación.
En cuanto al carácter iónico del enlace, es decir, la fortaleza del mismo, se puede
establecer que cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividades entre los
elementos que la forman, mayor será dicho carácter iónico.
Propiedades de los sólidos iónicos: La naturaleza de este enlace confiere a los sólidos
iónicos unas propiedades características, de las que destacamos las siguientes:
o Dureza: Debido a la fuerza del enlace, estos sólidos presentan una elevada
resistencia a ser rayados.
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o Fragilidad: Los sólidos iónicos son bastante frágiles, ya que el deslizamiento de
un plano del cristal sobre otro aplicando una fuerza exterior, disloca el
empaquetamiento y hace que se enfrenten iones del mismo signo, con la
consiguiente aparición de fuerzas repulsivas que contribuyen a la fractura del
cristal.
o Solubilidad: Los sólidos iónicos son solubles por disolventes polares. El agua
por ejemplo, disuelve fácilmente este tipo de compuestos, debido a que los
dipolos del solvente se orientan en torno a los iones del cristal, creándose en
torno a ellos una doble capa electrónica que aísla un ión de otro, quedando así
anuladas las fuerzas interiónicas de atracción.
o Conductividad: Los iones están fijos dentro de la red, por lo que la inmovilidad
de las cargas hace que estos compuestos iónicos, en estado sólido no sean
conductores de la electricidad, siéndolo en disolución o fundidos, ya que en esos
casos los iones quedan libres.
ENLACE COVALENTE
El enlace covalente se forma por compartición de electrones entre los diferentes átomos
que forman la molécula.
Los elementos que forman enlaces de este tipo son lo más electronegativos del Sistema
Periódico, es decir, los no metálicos.
La diferencia de electronegatividades entre los átomos que forman la molécula puede
variar desde cero (si los átomos son iguales) hasta valores que, en ningún caso, pueden
dar lugar a que se produzca una transferencia de electrones de un átomo a otro. Por esta
razón, cada átomo tenderá a adquirir su configuración electrónica estable compartiendo
electrones con otros átomos de características similares.
Estructuras de Lewis: Lewis, basándose en la regla del octeto, que establece que cada
átomo tiende a tener ocho electrones en su última capa postuló la teoría siguiente:
“Los elementos forman enlace compartiendo uno o varios pares de electrones de forma
que su capa de valencia adquiera configuración de gas noble”
Esto puede representarse de forma muy sencilla mediante las estructuras o diagramas de
Lewis, que constituyen la visualización inmediata de lo que es un enlace covalente. En
ellas no aparece la estructura correspondiente a las capas interiores de cada átomo,
representándose solamente los electrones de valencia mediante puntos.
En el caso del hidrógeno, cuya configuración es 1s1, la estructura atómica de Lewis
será:
H∙
Y la molécula, por tanto, se representará del siguiente modo
H:H o también H-H
Donde el guión simboliza el par de electrones compartidos.
Según esto, cada átomo de hidrógeno de la molécula tendrá, al poseer dos electrones, la
configuración del gas noble más próximo, el He 1s2.
Los electrones compartidos “giran” en torno a ambos núcleos.
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Los enlaces covalentes pueden ser simples, dobles o triples según se compartan uno,
dos o tres pares de electrones respectivamente. Son los casos de las moléculas de H2, O2
y N2.
Si solamente uno de los átomos que forman el enlace aporta el par de electrones
compartidos, dicho enlace se denomina covalente coordinado o dativo. La molécula
que aporta el par de electrones se denomina molécula donadora y la que lo recibe,
molécula aceptora (ej. Enlace entre el amoníaco (donadora) y trifluoruro de boro
(aceptora)).
Dos átomos se unirán para formar un enlace covalente si cada uno de ellos posee al
menos un electrón desapareado.
Se forma un enlace por cada par de electrones que se aparean, es decir, por cada átomo
se podrán formar tantos enlaces como electrones desapareados posea.
Se denomina covalencia de un elemento al número de enlaces covalentes que puede
formar, o lo que es igual, al número de electrones desapareados que tiene.
Esto explica por qué las moléculas de los gases nobles son monoatómicas. Estos
elementos tienen su capa de valencia completa, no habiendo por tanto, electrones
desapareados con los que formar enlace.
Polaridad del enlace covalente:
 Según el tipo de átomos enlazados:
Si tomamos como ejemplo el enlace covalente formado entre átomos iguales, es decir,
el caso de moléculas diatómicas homonucleares (H2, Cl2, etc) es claro que la idéntica
electronegatividad de los componentes hace que el par electrónico compartido lo sea en
igual proporción por ambos átomos. La molécula no presentará ninguna polaridad.
Si se trata de moléculas diatómicas heteronucleares (HF, HCl, etc), el par electrónico
será atraído por el elemento más electronegativo, por lo que la molécula será un dipolo
y poseerá un momento dipolar.
En este caso, puede decirse que la molécula, aunque covalente, posee una carácter
“parcialmente iónico”.
 Según la geometría de la molécula:
La polaridad de la molécula también depende de la geometría de la misma.
- Molécula asimétrica: Si tomamos como ejemplo la molécula de agua tendremos que,
según lo anterior, como el oxígeno es más electronegativo que el hidrógeno, aparecerá
un dipolo por cada enlace oxígeno-hidrógeno.
Si la molécula fuese lineal, ambos dipolos poseerían sendos momentos que serían
iguales en magnitud pero de sentido contrario (no olvidemos el carácter vectorial del
momento dipolar). El momento resultante sería, por tanto, nulo y la molécula a polar, lo
que está en total contradicción con la realidad.
El hecho de que la molécula de agua sea polar es debido a que los enlaces O-H no están
situados en línea recta sino que forman un ángulo de 104,5º, por lo que ambos dipolos
no se compensan y el agua resulta, finalmente, una molécula polar.
- Molécula simétrica: Veamos ahora el caso de un disolvente apolar típico, el
tetracloruro de carbono (CCl4).
Aquí nos encontramos con cuatro dipolos correspondientes a los cuatro enlaces C-Cl.
Dado que la molécula es tetraédrica el vector momento bipolar resultante es nulo, por lo
que la molécula de este compuesto es apolar.
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Compuestos moleculares y sólidos covalentes: A temperaturas relativamente bajas,
elementos como el O2, H2, N2, halógenos , P4 y S8 forman redes cristalinas compuestas
por moléculas individuales unidas por fuerzas de Van der Waals (ver más adelante). En
el mismo caso se encuentran los gases nobles. Así el argón forma sólidos constituidos,
en esta ocasión, por átomos que se empaquetan en una red cúbica.
Los sólidos no metálicos pueden también formar redes de átomos unidos entre sí por
enlaces covalentes en toda la extensión de la red. Como ejemplo tenemos el caso del
carbono, el cual forma dos estructuras: el diamante y el grafito. En general, el índice de
coordinación es bajo, inferior al de las redes metálicas y son malos conductores del
calor y la electricidad.
ENLACE METÁLICO
Los elementos metálicos se caracterizan por presentarse en su casi totalidad en fase
sólida, con un grado de empaquetamiento muy elevado, de modo que cada átomo
metálico se encuentra rodeado de no menos de ocho átomos vecinos.
Esta estrecha vecindad no produce compartición de electrones, ya que los metales
poseen muy pocos electrones de valencia s y p, por lo que no pueden compartirlos. En
consecuencia, los metales no pueden formar enlaces covalentes.
Por otra parte, se ha obtenido por difracción de Rayos X, que los metales se presentan
en redes cristalinas parecidas a las de los compuestos iónicos. Sin embargo, existe una
gran diferencia entre ambos tipos de compuestos, ya que las redes de los compuestos
iónicos están formadas por iones de distinto signo y tamaño, mientras que, en los
metales, todos los átomos constitutivos de la red son iguales.
Las estructuras cristalinas de los metales están constituidas por los núcleos y los
electrones que no son de valencia, entre los cuales circulan libremente los electrones de
valencia, que se comportan como si perteneciesen a todo el conjunto, en lugar de a cada
núcleo en concreto, es decir estos electrones están deslocalizados.
Atento a esto, podemos explicar las distintas propiedades que presentan los metales:
 Conductividad: Los metales son excelentes conductores debido a la movilidad
de sus electrones de valencia. Producen una conducción de 1º categoría, 1º tipo o
conducción electrónica (diferente a la conducción de 2º categoría o iónica
manifestada por los sólidos iónicos, como se vio anteriormente).
 Maleabilidad y ductilidad: Los metales son fácilmente maleables debido a que
cualquier plano de la estructura cristalina puede deslizar sobre el plano inferior,
ya que el conjunto de electrones deslocalizados evita en todo omento que las
fuerzas repulsivas núcleo-núcleo puedan actuar.
 Brillo metálico: Los electrones libres están continuamente efectuando pequeños
saltos a niveles superiores de energía, con muy poca aportación de ésta. El
descenso a los niveles fundamentales les provoca la emisión de esta energía en
forma luminosa.
 Efectos fotoeléctrico y termoiónico: La libertad de la que gozan los electrones de
valencia dentro de la estructura cristalina hace que sea relativamente fácil
arrancarlos de la misma mediante la aportación de cantidades no muy elevadas
de energía, como puede ser la luminosa o la térmica, respectivamente.
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ENLACES INTERMOLECULARES
Las fuerzas intermoleculares son aquellas que mantienen unidas entre sí las moléculas
de los distintos compuestos y de las que depende el estado de agregación de los mismos.
Se trata de fuerzas mucho más débiles que las interatómicas lo que explique que se
necesita mucha menos energía para provocar una cambio de fase, por ejemplo de
líquido a gas, que para disociar una molécula.
Estas fuerzas se deben a la presencia de dipolos, incluso en las moléculas no polares, y
las más características son las fuerzas de Van der Waals y los enlaces puente de
hidrógeno.
 Fuerzas de Van der Waals:
Hay moléculas que son polares, presentan dipolos permanentes debido a la distribución
de sus cargas. Si una de esas moléculas se aproxima a otra, igualmente polar, aparecerán
fuerzas de atracción electrostáticas entre ambas.
Veamos lo que ocurre cuando las moléculas son no polares. Las moléculas de todas las
sustancias se encuentran en estado de vibración, lo que origina que las respectivas
cargas estén en continuo desplazamiento dentro de cada molécula. Esto significa que
continuamente se están produciendo dipolos instantáneos, los cuales, a su vez inducen
otros dipolos en las moléculas vecinas, con la consiguiente aparición de fuerzas
atractivas. Estos enlaces entre dipolos inducidos ó entre dipolos permanentes y dipolos
inducidos son más débiles que los que tienen lugar entre moléculas polares (enlaces
dipolo-dipolo).
 Enlaces puente de hidrógeno:
Cuando el hidrógeno se encuentra formando molécula con otro elemento muy
electronegativo y de mayor tamaño que él, como son el oxígeno, el flúor y el nitrógeno,
ocurre el siguiente fenómeno:
El par de electrones compartido por ambos elementos es fuertemente atraído por el
elemento más electronegativo, quedando el hidrógeno cargado positivamente (casi
como protón), estableciéndose entonces el enlace entre éste y el elemento
electronegativo de la molécula más próxima, previa orientación de ambas moléculas.
La existencia de estos enlaces explica por qué los hidruros de nitrógeno, oxígeno (agua)
y flúor poseen puntos de ebullición y de fusión muy superiores a los de los hidruros del
resto de los elementos de cada grupo.
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UNIONES QUÍMICAS Y TIPOS DE MATERIALES.
Los distintos materiales de uso en Ingeniería pueden clasificarse en 3 grupos: metálico,
plástico, y cerámicos.
a. Materiales metálicos: son buenos conductores de la electricidad y el calor. Son
deformables por esfuerzos mecánicos (ductilidad, laminado, forjado, extrusión,
estirado, esfuerzos de tracción, compresión, flexo tracción, etc.)
Tienen en general brillo metálico.
Los enlaces entre sus átomos o iones, son de tipo enlace metálico, que permite
explicarnos sus propiedades.
Una característica común a los elementos metálicos es que tienen 1, 2, o 3 electrones
en los orbitales extremos. Esta es clave para la formación del enlace metálico, pues
estos están relativamente libres de la fuerza de atracción de su núcleo.
Así en un bloque de Al, sus electrones externos forman una nube o gas de electrones
y los átomos neutros quedan como cationes A+3.
Al +3 + 3 e
Al 0
Los iones Al +3 se organizan en forma regular, como lo harían una caja con esferas,
alrededor de ellos, la nube electrónica los mantiene unidos.
-
-
-
Núcleo de iones Al +3
-
-
-
-
-
-
Nube electrónica de los electrones liberados
Átomos (iones) de aluminio rodeado por una nube de electrones.
Si aplicamos un voltaje eléctrico a través del metal, los electrones libres de la nube
electrónica se moverán fácilmente atraídos por el polo positivo y dejarán huecos vacíos
en el otro extremo del polo negativo, donde reingresaran electrones, produciendo así la
corriente eléctrica; cuanto más libre estén los electrones mayor conductividad (caso de
Cu muy puro). Las impurezas dificultan el desplazamiento.
Para entender la ductilidad o capacidad de deformarse sin fractura, observamos que los
cationes están en planos; cuando aplicamos un esfuerzo mecánico; los planos se
deslizan uno sobre otro, uno o más diámetros atómicos y las nubes electrónicas
acompañan el desplazamiento y las mismas fuerzas atractivas continúan actuando.
Puede haber planos más resistentes que otros según están distribuidos los cationes.
El brillo se explica por la reflexión de la luz sobre la nube electrónica.
b. En los materiales cerámicos y plásticos existen enlaces covalentes, iónicos, o
electro covalentes, entre sus átomos y los electrones quedarán ya fijos, no
presentando las propiedades metálicas de conductibilidad y brillo.
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Estos materiales tienen entre sus estructuras moleculares también débiles fuerzas de
Van der Walls, o puente de hidrogeno o dipo - dipolo, que analizaremos en algunos
casos, que propiedades generan.
=
Veamos el caso de piedra caliza CO3 Ca −2 un material pétreo, clasificado entre los
cerámicos. Su estructura será gráficamente:
Ca +2
CO3
=
Se trata de enlaces iónicos entre radical ácido CO3 y el Ca+2 que se traen naturalmente
debido a sus cargas opuestas, los electrones están fijos (uniones covalentes simples y
una coordenada) no pueden ser conductores.
Si se disuelve en agua él ( CO3Ca lo hace en muy poca cantidad) quedando algunos
CO3 = sueltos y estos conducen corriente arrastrando los electrones, pero con poca
conductividad total (porque son pocos) y se llamarían muy débiles conductores de
segunda categoría (transporte de carga y masa).
El Cl-Na+ (sal común de cocina) tienen como se ha visto estructura similar y tampoco
conducen la corriente en estado sólido. Pero como se disuelven fácilmente en agua
(aproximadamente 30 gr/litro de agua) hay muchos Cl- sueltos y los electrones llevan a
los Cl de las soluciones y son fuertes conductores de segunda categoría (soluciones
salinas).
Estos cristales iónicos se fracturan fácilmente debido a los esfuerzos mecánicos, ya que
cuando tratamos de deslizar un plano sobre otro los campos electrónicos de iones
diferentes se oponen. Su resistencia a esfuerzos mecánicos es pues débil.
Aún más la fractura, sigue plano de igual polaridad, habiendo por consiguiente planos
preferentes de rotura. Como pueden ser diferentes las organizaciones de planos – o +
habrá diferencia o anisotropía entre las propiedades según distintas direcciones.
Algunos materiales cerámicos, también tienen enlaces covalentes y como este se
caracteriza por que los electrones, entre los átomos están en posición fija, tampoco son
buenos conductores de electricidad,
Esto ocurre por ejemplo en el diamante en que los átomos de C comparten igualmente
con otros C vecinos muy próximos, 4 pares de electrones, ubicados en el centros del
tetraedro regular.
Enlace covalente del los átomos del
diamante
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C
C
–
C-C
El enlace
es muy fuerte y ello se manifiesta en la gran dureza y alto
C
punto de fusión del diamante, dos de sus propiedades características.
El carbono también se presenta como grafito, en los cuales hay átomos de carbono, que
comparten 2 electrones con otros en su mismo plano a distancia pequeñas y otros semimetálicos con otros átomos situados en otros planos a distancia mucho mayores.
Estructura laminar
del grafito
Estas uniones semi-metalicas nos explican la buena conductibilidad eléctrica y también
que los planos hexagonales, pueden deslizarse uno sobre otros, dando al grafito su
blandura y posibilitando su empleo como lubricante y para minas de lápices.
Los materiales cerámicos más importantes derivan de la sílice (SiO2) (arena, cuarzo,
etc) y los silicatos.
Examinemos su estructura química. En la sílice los cuatro electrones extremos de la
sílice (3s23p2) comparten un par de electrones externos (2s22p4) del oxigeno y forman
un octeto estable ambos átomos
Cada átomo de O, comparte un electrón a cada lado con los Si que la rodean formando
tetraedros tridimensionales.
Estructura de cristobalita β (una forma de SiO2).
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Estos enlaces dan como resultado que el cuarzo tenga alta dureza y punto de fusión y
baja conductividad eléctrica. El SiO2 se usa para fabricar ladrillos refractarios,
resistentes al calor y también se lo emplea para cristales en equipos ópticos y de
comunicación, en estados puros.
Usos semejantes tiene la alúmina (Al2O3) con enlaces covalentes. Cuando la alúmina
contiene pequeñas impurezas, pueden tomar coloración rojiza como en la piedra
preciosa rubí o color azul como el zafiro u otras coloraciones en las piedras que forman.
En los silicatos, los cuatro electrones libre de los oxigenos, están saturados por otros
átomos (distintos al Si) tales como Mg, Ca, Al, Fe. Así en el SiO4Mg2.
Con presencia únicamente de cationes
divalentes. De fórmula general:
donde X = Mg, Fe, Ca,...
SiO4 X2
Fotografía de un modelo de
silicato. Los átomos de
oxigeno todavía tienen enlace
incompletos.(puntos blancos)
Si O4-4
Esta estructura se denomina isla, por que los tetraedros están aislados unos de otros por
átomos extraños, Mg en este caso.
Esta estructura de isla, pueden adicionarse en varias moleculas para hacer una cadena
sencilla o doble como observamos en las figuras siguientes:
Fotografía de un modelo de silicato, tetraedro de SiO4
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Los átomos de oxigeno incompletamente saturados sus electrones, están en las aristas de
las cadenas y se pueden enlazar con otros átomos extremos. Así en el amianto o
asbesto, se unen a iones Mg+2 o con iones OH- (debido al agua).
La estructura será fibrosa, unidas estas por débiles figuras de Van dar Walls de manera
que cuando se aplica esfuerzo mecánico, se separan en hojas o fibras de amianto que se
usa como aislante.
La mica es un silicato complejo, de estructura en láminas, de fórmula:
KAL2 (SI3AlO10) (OH)2. Las laminas también están débilmente unidas por fuerzas de
Van der Walls
Lo que permite dividirlas en planchas
Silico aluminato de K
CAOLINITA
Al2 Si2 O5 (OH)4
OH Al
OH
O
Si
O O O
Si
O
OH Al OH
En una arcilla como la caolinita de formula compleja que analizaremos, hay estratos
alternos, que permiten distinguir los tetraedros SiO4=, unidas con Al(OH)3 lo que da una
estructura pastosa. Cuando se agrega, H2O, se vuelve plástica, si hay exceso se hace
barroso por los enlaces agua-agua, unidos por débiles uniones dipolo
Silicato de aluminio hidratado Si2 O5 Al (OH)2
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Molécula de agua.
En la molécula de agua y también de algunas otras sustancias, los hidrógenos están
unidos al oxigeno por covalencia o sea comparten electrones pero no lo hacen en forma
pareja, por que el oxigeno ejerce mayor atracción sobre los electrones; ello trae como
consecuencia que la molécula no sea lineal, si no que los enlaces forman un ángulo de
104,5 º y que se produzca una polaridad negativa en el extremo en donde está el
oxigeno y positivo en el extremo de los hidrógenos
Polaridad negativa
Polaridad positiva
Entre las moléculas de agua, existe una fuerza de atracción considerable entre extremos
de distinta polaridad, formándose un dipolo (carga por distancia), que tiene un valor de
1,85x1018u.e.s.x cm o 1,85 Debye es = 1x1018 u.e.s x cm.
Este valor es alto comparado con otras moléculas parecidas a la del H2O así por ejemplo
H2Te, = 0,30 SH2 = 1,10 D) y nos explica porque el agua es liquida a 0ºC, y las otras
sustancias gases, pues las moléculas de aguas se atraen más entre sí.
A este tipo de unión se lo llama di-polo o puente de hidrogeno por que la unión se hace
a través del H+ (solo un protón muy pequeño).
Permite ello explicar el alto puno de ebullición del agua (100ºC), el bajo peso específico
del hielo y la alta constante eléctrica de 80 que posee el H2O y que hace que en ella los
iones –y + se atraigan con 80 veces menos fuerzas. Las moléculas como el H2Te, y el
CO2 tienen momentos bipolar nulo o muy bajos entonces son lineales y solo pueden
atraerse muy débilmente por las llamadas fuerzas de Van der Halls, y son las que se
establecen entre los núcleos positivos de una molécula con la nube electrónica negativa
de otra. Las uniones puente de hidrogeno son mayores, que las fuerzas de Van der Wall.
En moléculas pequeñas, como dijimos son débiles como las señaladas en CO2, el H2Te,
H2S, etc. pues hay pocos núcleos positivos y pocos electrones para formar las nubes
electrónicas que se atraen. Estas sustancias tienen propiedades muy distintas al H2O,
se hacen más intensas en moléculas grandes, como los polímeros, muchas moléculas
asociadas, pues entonces existen muchos núcleos positivos y muchos electrones para
poder atraerse.
Esto es lo que ocurre en los materiales plásticos, que examinaremos a continuación.
Comenzaremos con el polietileno que es una cadena de “monómeros” C2H4 (etileno),
unidas por covalencia. Las cadenas se unen entre sí; por fuerzas de Van der Walls, que
por su largos son más intensas.
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Polimerización
Etileno
Polietileno
Si hay muchas unidades “mero” unidas llegamos al polímero (literalmente muchos
meros).
Estas redes pueden llegar hasta 10.000 átomos de carbono.
En las cadenas hay fuerzas de Van de Walls en polímeros termoplásticos TP.
Fuerzas de Van der Walls
(Se omiten los H en el croquis)
En cambio en los termo resistentes TR hay fuerzas fuertes covalentes.
Para que sean posibles estas uniones debe existir por lo menos un doble enlace
Que se puede abrir bajo la influencia de un “catalizador” o una determinada
temperatura. Lograda la polimerización deseada agregamos otro compuesto químico, un
terminador, que reacciona con los enlaces incompletos de las moléculas grandes y
detienen la reacción.
Se denomina grado de polimerización G-P la relación entre el peso molecular del
polímero, dividido por el peso molecular del mero.
Así si tenemos:
PM =28
G-P =
PM=140
=5
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Esto es importante porque hemos dicho cuanto más grande sea la molécula del polímero
produce más fuerza de atracción de Van der Walls entre las cadenas y mayor
resistencia, mayor punto de fusión.
Así el monómero C2H4 etileno es un gas, cuando el (C2H4)5 de G-P = 5 esto es un
liquido con mas G-P, un plástico solido a la temperatura ambiente, al aumentar la
temperatura el calor vence a las fuerzas de Van der Walls entre las cadenas de
moléculas por agitación térmica.
Los materiales termoplásticos sólidos lineales, como polietileno, cuando se calientan se
convierten en líquidos y luego se endurecen si se enfrían, pudiendo ser moldeados.
En cambio otros plásticos no son lineales sino que tienen redes tridimensionales
ramificadas de enlaces covalentes, correspondientes al polipropileno, y al caucho
vulcanizado con azufre, son termoestables es decir sus redes no se rompen fácilmente
por el calor, tenemos materiales más fuertes y duros.
En el estudio particular de metales cerámicos y polímeros se dan detalles adicionales de
estos materiales, pero es útil tener el panorama general que se ha indicado.-
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